Unità di misura. ChimicaGenerale_lezione15 2

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1 La Termodinamica La termodinamica è quella branca della chimica che descrive le trasformazioni subite da un sistema in seguito a processi che coinvolgono la trasformazione di materia ed energia. ChimicaGenerale_lezione15 1

2 Unità di misura 1 joule=1kg m 2 /s 2 1 caloria (cal)= joule (j) Def. 1 caloria è l'energia trasferita come calore richiesta per aumentare di 1.00 C, da 14.5 a 15.5 C, la temperatura di 1.00g di acqua pura ChimicaGenerale_lezione15 2

3 Capacità termica specifica C è definita come la quantità di energia trasferita sotto forma di calore, necessaria a innalzare di 1 kelvin la temperatura di 1 grammo di sostanza q=cxmx T q quantità di energia come calore (j) C capacità termica (jg -1 K -1 ) m massa (g) T =(T fin -T in ) (K) ChimicaGenerale_lezione15 3

4 Esempio Un pezzo di ferro di 88.5g, a T= 78.9 C(52.0 K), è immerso in becher contenente 244g di acqua a 18.8 C(291.0K). Quale sarà la sua temperatura una volta raggiunto l'equilibrio termico? Dati tabulati: C aq =4.184j/gK, C fe =0.449J/gK ChimicaGenerale_lezione15 4

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6 Q aq +Q Fe =0 [C aq x m aq x (T fin -T iniz )] + [C fe x m Fe x (T fin -T iniz )] = 0 [(4.184j/gK) x (2.44g) x (T fin K)] + [(0.449J/gK) x (88.5g) x (T fin K)] =0 T fin = 295 K (22 C) ChimicaGenerale_lezione15 6

7 Principi Principio zero: Se due corpi, A e B, sono entrambi in equilibrio termico con un terzo corpo, C, essi sono in equilibrio termico anche fra loro. I Principio: l'energia dell'universo è costante; in un sistema chiuso ΔU = Q - L II Principio: In un sistema isolato l'entropia è una funzione non decrescente nel tempo. III Principio: non è possibile raggiungere lo zero assoluto tramite un numero finito di operazioni (ovvero di trasformazioni termodinamiche). ChimicaGenerale_lezione15 7

8 I Principio: l'energia dell'universo è costante; in un sistema chiuso ΔU = Q L Q > 0 se assorbito dal sistema U aumenta Q < 0 se ceduto dal sistema U diminuisce L > 0 se compiuto dal sistema U diminuisce L < 0 se compiuto dall intorno sul sistema U aumenta Se L=PΔV allora a P cost si definisce Qp=ΔU+L Ovvero H=U+PV ΔH=ΔU+PΔV ChimicaGenerale_lezione15 8

9 Esempio calcolo ΔH Il saccarosio (C 12 H 22 O 11 ) è osidato a CO 2 e H 2 O. La variazione di entalpia può esser misurata a P costante. C 12 H 22 O 11 (s)+ 12 O 2 (g) 12CO 2 (g) + 11 H 2 O (l) Δ r H =-5645 kj/mol-rxn Variazione di H per mole di rezione Quale è l'energia trasferita come calore nella combustione di 5.00g di saccarosio? ChimicaGenerale_lezione15 9

10 5.00g saccarosio x (1mol saccarosio/342.3g saccarosio)=1.46 x 10-2 mol saccarosio Δ r H = 1.46 x10-2 mol saccarosio (1mol-rxn/1mol saccarosio) x (-5645 kj/1mol-rxn)= kj ChimicaGenerale_lezione15 10

11 Calorimetria Tecnica sperimentale che misura l'energia sviluppata o assorbita sotto forma di calore in un processo chimico. Calorimetria a P cost: misura del H (si usa calorimetro a tazza) Calorimetria a V cost: misura del U (si usa calorimetro a volume costante) ChimicaGenerale_lezione15 11

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14 Entalpia e Legge di Hess Se una reazione è la somma di 2 o più reazioni, il r H complessivo è pari alla somma dei r H parziali ChimicaGenerale_lezione15 14

15 Diagrammi di livelli energetici Quando si usa la legge di Hess è utrile rappresentare i dati di entalpia in un diagramma di livelli energetici. Le sostanze studiate, reagenti e prodotti, sono posti su una scala di energia arbitraria, in cui le variazioni di entalpia vengono indicate con frecce verticali. ChimicaGenerale_lezione15 15

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17 Entalpia molare standard di formazione f H L'entalpia molare standard di formazione è la variazione di entalpia per la formazione di 1 mole di composto direttamente dai suoi elementi costitutivi, nel loro stato standard (il f H di un elemento nel suo stato standard è zero). ChimicaGenerale_lezione15 17

18 Es. f H per NaCl (s): a25 C e 1bar avremo Na(s) e Cl 2 (g). L'entalpia molare standard di formazione, f H, è definita come variazione di entalpia quando si forma 1 mole NaCl(s) da 1 mol di Na(s) e ½ mol Cl 2 (g). Na(s)+1/2 Cl 2 (g) NaCl(s) f H = kj/mol ChimicaGenerale_lezione15 18

19 Variazione di entalpia di una reazione La variazione di entalpia di una reazione in condizioni standard, si calcola dalle entalpie molari standard di formazione r H = Σ f H (prodotti) - Σ f H (reagenti) ChimicaGenerale_lezione15 19

20 Esempio La nitroglicerina è un potente esplosivo: esplodendo forma 4 gas 2C 3 H 5 (NO 3 ) 3 (l) 3N 2 (g)+1/2o 2 (g)+6co 2 (g)+5h 2 O(g) Calcolare la variazione di entalpia quando vengono fatti esplodere 10.0g di nitroglicerina, sapendo che Nitroglicerina f H =-364 Kj/mol CO 2 (g) f H = ; Ossigeno (g) f H =0 Azoto =0; Acqua (g) f H = ChimicaGenerale_lezione15 20

21 Per 2 moli di nitroglicerina r H = (6molCO 2 /mol-rxn)( f H CO2(g) )+(5molH 2 O/molrxn)( f H H2O(g) ) (2molnitrog./mol-rxn)( f H nitrog.(l) ) r H =-2842kj/mol Ma le moli sono 10.0g/(1mol/227.1g)= mol nitroglicerina Quindi r H = (-2842/1molrxn) x (0.440mol nitrog) x (1molrxn/2mol nitrog) = kj ChimicaGenerale_lezione15 21

22 SOLUZIONI Una soluzione è una miscela omogenea di due o più sostanze, in cui uno dei componenti (detto solvente) è molto più abbondante degli altri (detti soluti). Il solvente determina lo stato fisico (solido, liquido o gassoso) della soluzione. Noi studieremo le soluzioni acquose, quelle cioè, in cui il solvente è l'acqua. ChimicaGenerale_lezione15 22

23 Iniziamo lo studio di quei composti che si sciolgono in acqua, formando ioni. Se poniamo cloruro di rame (solido) in acqua (nell immagine), l interazione tra l acqua e gli ioni di cui è costituto il sale ne determina la dissoluzione. ChimicaGenerale_lezione15 23

24 Dissoluzione La dissoluzione di un solido ionico richiede la separazione di ciascun ione da quelli di carica opposta che lo circondano nella fase solida. L acqua è un buon solvente per i composti ionici, perché ciascuna molecola di acqua possiede una estremità positiva ed una negativa. ChimicaGenerale_lezione15 24

25 Quando un composto ionico si scioglie in acqua, ogni ione negativo viene circondato da molecole di acqua che si orientano verso di esso con l estremità positiva ed ogni ione positivo viene circondato da molecole di acqua che si orientano verso di esso con l estremità negativa. Gli ioni circondati da molecole di acqua sono liberi di muoversi, il moto è casuale e gli ioni positivi e negativi che derivano dal composto ionico sono uniformemente distribuiti nella soluzione. ChimicaGenerale_lezione15 25

26 Se nella soluzione introduciamo due elettrodi collegati ad un generatore di corrente, il moto non sarà più casuale: i cationi si muoveranno verso l elettrodo negativo e gli anioni verso quello positivo. ChimicaGenerale_lezione15 26

27 Elettroliti Collegando il circuito con una lampadina, questa si accenderà evidenziando la capacità degli ioni di condurre la corrente elettrica in soluzione. I composti le cui soluzioni acquose conducono l elettricità sono chiamati elettroliti. Tutti i composti ionici solubili in acqua sono elettroliti. ChimicaGenerale_lezione15 27

28 Tipi di Elettroliti Gli elettroliti si dicono forti se il composto si dissocia completamente in soluzione. Sono elettroliti forti molti composti ionici (sali). Sono elettroliti deboli quelle sostanze che in soluzione si dissociano solo parzialmente. Per esempio, quando si pone acido acetico in acqua, solo una piccola parte di molecole di acido si ionizzano per formare ioni acetato e ioni idrogeno. Molte altre sostanze (ad es. l etanolo) si sciolgono in acqua, ma non si dissociano in ioni. Queste sostanze sono chiamate non-elettroliti. ChimicaGenerale_lezione15 28

29 ChimicaGenerale_lezione15 29

30 Entalpia di soluzione soluz H= - reticolo H + idrataz H ChimicaGenerale_lezione15 30

31 Equazioni di reazioni ioniche in soluzione acquosa Per rappresentare le reazioni ioniche in soluzione acquosa i chimici impiegano tre tipi di equazioni: * equazione molecolare (mostra reagenti e prodotti come se fossero composti indissociati); * equazione ionica totale (mostra tutte le sostanze solubili dissociate in ioni); * equazione ionica netta (mostra la trasformazione chimica che avviene realmente, senza ioni spettatori). ChimicaGenerale_lezione15 31

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33 ChimicaGenerale_lezione15 33

34 Precipitazione Le reazioni di precipitazione producono composti insolubili in acqua, chiamati precipitati. I reagenti di tali reazioni sono composti ionici solubili in acqua. Ogni volta che in una soluzione acquosa sono presenti ioni che, insieme, possono formare un solido insolubile, il composto insolubile si forma velocemente sotto forma di polvere finissima (precipitato). ChimicaGenerale_lezione15 34

35 Tipicamente, una reazione di precipitazione si forma quando si mescolano due soluzioni di elettroliti forti solubili, una delle quali contiene l'anione, e l'altra il catione del sale insolubile che si viene a formare (naturalmente questo non è l'unico modo possibile). NaCl (aq) + AgNO 3 (aq) AgCl (s) + NaNO 3 (aq) ChimicaGenerale_lezione15 35

36 Concentrazione La composizione di una soluzione è di solito espressa in termini di concentrazione, intesa come misura quantitativa del soluto presente nella soluzione. Una soluzione con molto soluto si definisce concentrata, una con poco soluto si dice diluita. ChimicaGenerale_lezione15 36

37 Concentrazione molare L'unità di misura per la concentrazione più usata è la concentrazione molare o molarità (simbolo M). La molarità è definita come Molarità = (M) = moli di soluto / volume della soluzione in litri M = n/v L'unità di misura della molarità M è mol L -1, ChimicaGenerale_lezione15 37

38 Concentrazione molale La molalità è molto meno comoda da usare della molarità, ma viene usata in quanto alcune delle proprietà fisiche delle soluzioni sono funzione della molalità e non della molarità. La molalità è definita come: Molalità = m = moli di soluto / massa di solvente espressa in Kg L'unità di misura di m è mol kg -1 ChimicaGenerale_lezione15 38

39 Frazione molare Viene definita come il rapporto tra le moli del componente A rispetto al numero totale dei componenti dellasoluzione X A = n A /(n A +n B +n C +...) ChimicaGenerale_lezione15 39

40 Percentuale in peso La percentuale in peso rappresenta la massa di 1 componente diviso la massa totale della miscela, moltiplicata per 100% Peso% di A= massa A /(massa A +massa B +massa C +...) ChimicaGenerale_lezione15 40

41 Calcolare la concentrazione molale Calcolare la solubilità molale di 10 grammi di idrossido di sodio in acqua. molalità = moli di soluto / massa di solvente 1. Calcolare il n. di moli * 10 g NaOH / (4 g NaOH / 1 mol NaOH) = 0.25 mol NaOH 2. Convertire grammi in kg * 500 g acqua x 1 kg / 1000 g = 0.50 kg acqua 3. Calcolare la molalità * molalità = 0.25 mol / 0.50 kg * molalità = 0.50 m ChimicaGenerale_lezione15 41

42 Calcolare la concentrazione molare M=n/ V Lavorare con una soluzione a molarità nota permette di misurare un numero di moli desiderate semplicemente misurando un volume di soluzione. Per trovare il volume di soluzione che contiene un certo numero di moli, basta scrivere: volume della soluzione = moli di soluto / molarità V = n/m Per trovare il numero di moli contenute in un certo volume: moli di soluto = molarità volume della soluzione n = M V ChimicaGenerale_lezione15 42

43 Uso Molarità 1. Avendo a disposizione 250 ml di una soluzione di acido solforoso (a questo punto del corso dovresti già conoscere la formula dell acido, se questo non è vero, rivedi la lezione n.3) 0,125 M, calcolare il numero di moli. 2. Calcolare quanti grammi di bromuro di magnesio sono necessari per preparare 220 ml di una soluzione 0,125 M ChimicaGenerale_lezione15 43

44 Esercizio Un cubetto di saccarosio del peso di 4 g (saccarosio: C 12 H 22 O 11 ) viene posto in 350 ml di acqua. Calcolare la molarità della soluzione. 1. Determinare il numero di moli di saccarosio in 4 grammi 2. Determinare il volume di solvente in L 3. Determinare la molarità della soluzione M = mol /0.350 L M = mol/l ChimicaGenerale_lezione15 44

45 Diluizione Si prende un volume noto di soluzione, e si aggiunge altro solvente (sempre in quantità nota), in modo da ottenere una soluzione più diluita. Qual è la relazione tra la concentrazione M1 prima della diluizione e la concentrazione M2 dopo la diluizione? Bisogna considerare il che il numero di moli di soluto rimane invariato, per cui: n 1 = n 2 e quindi: M 1 V 1 = M 2 V 2 ChimicaGenerale_lezione15 45

46 ChimicaGenerale_lezione15 46

47 Normalmente questa espressione ci serve a calcolare: * la molarità finale di una soluzione dopo una diluizione (incognita M 2 ); * la quantità di solvente da aggiungere per ottenere una certa molarità finale (incognita V 2, che però è il volume totale, non quello da aggiungere!). Anche quando si mescolano due soluzioni, il volume del solvente varia, e bisogna calcolare le nuove concentrazioni molari. ChimicaGenerale_lezione15 47

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